1.12 : Intermolekulare Kräfte und physikalische Eigenschaften

Intermolekulare Kräfte sind Anziehungskräfte, die zwischen Molekülen wirken. Sie bestimmen mehrere Masseneigenschaften, wie z.B. Schmelzpunkte, Siedepunkte und Löslichkeiten (Mischbarkeiten) von Substanzen. Beispielsweise weist eine Flüssigkeit mit hohem Siedepunkt wie Wasser (H₂O, Siedepunkt 100 °C) stärkere intermolekulare Kräfte auf als eine Flüssigkeit mit niedrigem Siedepunkt wie Hexan (C₆H₁₄, Siedepunkt 68,73 °C). Zu den drei Arten intermolekularer Wechselwirkungen gehören i) Ionen-Dipol-Kräfte, ii) Dipol-Dipol-Wechselwirkungen und iii) Van-der-Waals-Kräfte, zu denen auch Londonsche Dispersionskräfte gehören.

1. Ionen-Dipol-Kräfte

Ionen-Dipol-Kräfte sind die elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen einem Ion und einem Dipol. Sie kommen häufig in Lösungen vor und spielen eine wichtige Rolle bei der Auflösung ionischer Verbindungen wie KCl in Wasser. Die Stärke der Ion-Dipol-Wechselwirkungen ist direkt proportional zu i) der Ladung des Ions und ii) der Größe des Dipols polarer Moleküle.

2. Dipol-Dipol-Wechselwirkungen

Polare Moleküle haben eine teilweise positive Ladung an einem Ende und eine teilweise negative Ladung am anderen Ende des Moleküls – eine Ladungstrennung, die als Dipol bezeichnet wird. Die Anziehungskraft zwischen zwei permanenten Dipolen wird als Dipol-Dipol-Anziehung bezeichnet – die elektrostatische Kraft zwischen dem teilweise positiven Ende eines polaren Moleküls und dem teilweise negativen Ende eines anderen. Wasserstoffbrückenbindungen sind eine Art von Dipol-Dipol-Wechselwirkung zwischen Molekülen mit Wasserstoff, der an ein stark elektronegatives Atom wie O, N oder F gebunden ist. Das daraus resultierende teilweise positiv geladene H-Atom auf einem Molekül (der Wasserstoffbrückenbindungs-Donor) kann starke Wechselwirkungen mit einem einsamen Elektronenpaar eines teilweise negativ geladenen O-, N- oder F-Atoms auf einem benachbarten Molekül (dem Wasserstoffbrückenbindungsakzeptor) aufweisen. Wasserstoffbrücken erhöhen den Siedepunkt erheblich.

3. Van der Waals Kräfte und London-Dispersions-Wechselwirkungen

Die schwächste aller Kräfte ist die Van-der-Waals-Kraft, die von den intermolekularen Abständen zwischen Atomen und Molekülen abhängt. Londonsche Dispersionskräfte, eine Teilmenge der Van-der-Waals-Kräfte, treten als Folge von Wechselwirkungen zwischen ungeladenen Atomen/Molekülen aufgrund vorübergehender, spontaner Verschiebungen in der Elektronenverteilung auf. Die Stärke dieser Kräfte scheint mit zunehmendem Molekulargewicht aufgrund der Vergrößerung der Oberfläche zuzunehmen. Infolgedessen sieden Verbindungen mit höherem Molekulargewicht im Allgemeinen bei höheren Temperaturen. Bemerkenswert ist, dass ein verzweigter Kohlenwasserstoff (Neopentan) normalerweise eine kleinere Oberfläche als sein entsprechendes geradkettiges Isomer (n-Pentan) und daher einen niedrigeren Siedepunkt hat.

4. Löslichkeit organischer Verbindungen in Wasser

Flüssigkeiten, die in jedem Verhältnis homogen vermischt werden können, werden als mischbar bezeichnet. Mischbare Flüssigkeiten haben ähnliche Polaritäten. Beispielsweise sind Methanol und Wasser beide polar und zur Bildung von Wasserstoffbrücken fähig. Beim Mischen treten Methanol und Wasser durch intermolekulare Wasserstoffbrückenbindungen in Wechselwirkung, die ähnlich stark sind wie die Wechselwirkungen zwischen Methanol und Methanol und zwischen Wasser und Wasser; sie sind also mischbar. Ebenso sind unpolare Flüssigkeiten wie Hexan und Brom durch Dispersionskräfte miteinander mischbar. Der chemische Grundsatz „Gleiches löst Gleiches“ ist nützlich, um die Mischbarkeit von Verbindungen vorherzusagen. Zwei Flüssigkeiten, die sich nicht nennenswert vermischen, werden als nicht mischbar bezeichnet. Beispielsweise ist unpolares Hexan mit polarem Wasser nicht mischbar. Die relativ schwachen Anziehungskräfte zwischen Hexan und Wasser reichen nicht aus, um die stärkeren Wasserstoffbindungskräfte zwischen den Wassermolekülen zu überwinden.

Dieser Text wurde angepasst von' Openstax, Chemistry 2e, Section 10.1: Intermolecular Forces, Section 11.3: Solubility, and Chapter 10: Liquids and Solids.